Relatório - METAIS DE TRANSIÇÃO

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RELATÓRIO QUÍMICA INORGÂNICA:
METAIS DE TRANSIÇÃO
1.0 OBJETIVOS:
● Avaliar a reatividade dos metais de transição em reações de redox.
2.0 DISCUSSÕES DOS EXPERIMENTOS
2.1 - EXPERIMENTO 1: Produção de ferro metálico (ferro gusa) pelo processo
de Pirometalurgia.
Pirometalurgia é um processo que utiliza altas temperaturas para separar os
minérios e metais de forma a produzir metais puros e ligas. É um processo com alto
consumo de energia, já que toda umidade livre e água combinada precisam ser
removidas do processo, além de que todo material precisa ser calcinado e depois
fundido para formar a escória a aproximadamente 1600°C.
Ferro gusa é uma liga metálica e é a principal matéria prima no ciclo de
produção do aço. O alto forno continua sendo a melhor maneira de produção do
ferro gusa em todo mundo, mesmo já existindo outros métodos. O experimento feito
simulou o que ocorre em um alto forno, a reação global que ocorreu está
representada na Equação 1.
Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) (Equação 1)
Essa é uma reação reação oxirredução onde o ferro é reduzido e o carbono
oxidado, ou seja o óxido de ferro (III) é o agente oxidante do processo enquanto que
o monóxido de carbono é o agente redutor. A reação é evidenciada pela liberação
do gás carbônico.
2.2 - EXPERIMENTO 2: Reação do mercúrio e alumínio.
Em uma lâmina de alumínio é feito um pequeno furo com auxílio um martelo,
onde será colocado o mercúrio, mas antes de colocar metal é preciso limpar a placa
com ácido clorídrico (HCl) para retirar a camada de óxido alumínio que se encontra
na superfície da lâmina e impede que reaja com o mercúrio. Logo em seguida a
superfície da lâmina é limpa e acrescenta-se a gota de mercúrio sobre o orifício da
placa. As reações do óxido de alumínio e do alumínio sólido com o ácido clorídrico
estão representadas nas Equações 2 e 3.
Al2O3(s) + 6HCl(l) → 2AlCl3(s) + 3H2O(l) (Equação 2)
2Al (s) + 6HCl(l) → 2AlCl3(s) + 3H2(g) (Equação 3)
A reação entre os metais é lenta e é evidenciada inicialmente por um
borbulhamento sobre a placa de alumínio formando uma liga entre mercúrio e
alumínio chamada amalgamação que está representada pela Equação 4.
Al(s) + Hg(l) → Al∙Hg (Equação 4)
2.3 - EXPERIMENTO 3: Reação do ferro e ácido sulfúrico.
Em um béquer foi colocado uma palha de aço e em seguida foi adicionado
10ml de ácido sulfúrico concentrado. A palha de aço é composta essencialmente de
ferro, que reage com o ácido sulfúrico da seguinte forma:
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) (Equação 5)
Essa é uma reação de substituição, onde uma substância simples reage com
uma composta, gerando uma nova substância simples e outra composta. Além
disso, como o ferro da palha de aço doa elétrons para o hidrogênio do ácido
sulfúrico (H2SO4) e o gás hidrogênio (H2) sai, produzindo sulfato de ferro (FeSO4),
também corresponde a uma reação de oxirredução.
2.4 - EXPERIMENTO 4: Transformação do Fe2+ (ferroso) em Fe3+ (férrico).
2.5 - EXPERIMENTO 5: Síntese do composto de coordenação Cu[(NH3)4]SO4.
Ao adicionar as primeiras gotas da solução de hidróxido de amônia em
solução de sulfato de Cu2+ notou-se a turvação do sistema e a formação de um
precipitado branco que é o hidróxido de cobre
NH4OH (aq) + CuSO4(s) ↔ Cu(OH)2 +( NH4)2SO4(aq)
A medida em que se adicionou mais gotas de NH4OH (aq) a coloração azul
se intensificava aos poucos e o precipitado se solubilizou, mas também com a
coloração um pouco mais azulada.
A reação que melhor exemplifica o ocorrido é descrita abaixo:
CuSO4(aq) + 4 NH3 (aq) → [Cu(NH3)4] 2+ + SO4 2-(aq)
O sal formado no processo representado pela equação ** tem coloração
azul, como observado experimentalmente. Logo, pode-se propor que houve uma
interação do íon Cu2+ com a amônia (equação 19), onde a amônia pôde atuar como
base de Lewis mais forte que a água frente ao íon Cu2+. Segundo a constante
associada ao processo da interação da amônia com o Cu2+, este ocorre em grande
extensão.
Cu2+(aq) + NH3(aq) ↔ [Cu(NH3)4]2+(aq) K= 1,1 x 1013
Sabe-se que o NH3 pode doar seu par de elétrons não-ligante formando
complexos estáveis e compostos de coordenação com íons metálicos dos
elementos: Co, Ni, Cu e Zn, logo, essa mudança de coloração pode ser atribuída a
mudança do número de moléculas de amônia diretamente ligada ao Cu2+.
Então a mudança de coloração pode ser atribuída a cada substituição da
molécula de água pela amônia, quando o complexo absorve energia que é
complementar a uma determinada cor, refletindo a cor característica durante o
experimento.
2.6 - EXPERIMENTO 6 Equilíbrio cromato e dicromato.
Os ânions cromato (CrO42–) e dicromato (Cr2O72–) são fortemente coloridos,
o que facilita o estudo de suas reações.
Quando se adiciona o HCl à solução de K2CrO4, nota-se uma mudança de
cor na solução, de amarela para alaranjada. E quando é adicionado KOH à solução
de K2Cr2O7, muda de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons
CrO42- e Cr2O72-, quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico.
Neste equilíbrio, o CrO4 2- , que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim
como o Cr2O7 2- , que é alaranjado, se transforma em CrO4 2- .Uma diminuição de
pH favorece a formação do Cr2O7 2- , e por isso a adição do HCl tornou a solução
alaranjada. Diz-se que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de
formação do Cr2O7 2-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do
CrO4 2- , e por isso a adição do KOH tornou a solução amarela.
O equilíbrio químico deste par de íons em solução aquosa pode se
estabelecer conforme a seguinte equação:
2CrO4 2–(aq) + 2H+ (aq) ⇌ Cr2O7 2–(aq) + H2O(l)
2.7 - EXPERIMENTO 7: Pilha de Daniell.
A pilha de Daniell funciona a partir de dois eletrodos interligados. Cada
eletrodo é um sistema constituído por um metal imerso em uma solução aquosa de
sal formado pelos cátions desse metal. Em um sistema desse tipo é estabelecido
um equilíbrio dinâmico entre o elemento metálico e seu respectivo cátion.
Os eletrodos utilizados foram o de zinco e o de cobre. O eletrodo de Zn, que
é uma placa do metal, fica imersa em uma solução que contém cátions do mesmo.
O zinco metálico doa elétrons para o cátion Zn, ocorrendo a oxidação. Já o cátions
de zinco recebe elétrons doados pelo zinco metálico, transformando-se em Zn(s),
ocorrendo a redução. Lembrando que este é um processo contínuo. Com relação ao
eletrodo de cobre, ele fica imersa em uma solução que contém cátions de cobre. Irá
acontecer o mesmo processo contínuo do Zn com o Cu.
Daniell notou que, se fizesse a interligação entre dois metais diferentes, o
mais reativo iria transferir seus elétrons para o cátion do metal menos reativo,em
vez de transferi-los para os seus próprios cátions na solução.
Tem-se que, o ânodo ou pólo negativo da pilha é o eletrodo de onde saem os
elétrons, ou seja, ocorre a reação de oxidação. O Zn metálico da placa doa elétrons
que seguem pelo fio condutor em direção ao eletrodo de Cu. O Zn metálico se
transforma em cátion de zinco, que passa a fazer parte da solução.
Já o cátodo ou pólo positivo da pilha, ocorre a reação de redução. O cátion
de Cu, que estava na solução, recebe elétrons doados do Zn, que foram
transferidos pelo fio condutor até a placa de Cu, transformando-se em Cu(s), que
passa a fazer parte da placa.
Veja a seguir as semi-reações e a equação global do experimento em
questão:
Semi-reação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semi-reação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Reação Global: Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
A migração dos íons de uma solução para outra, de maneira que o número
de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio,
é a função da ponte salina.
O funcionamento de uma pilha depende, principalmente, da conexão entre
metais com diferentes potenciais de oxidação. quanto maior a diferença de potencial
(ddp) dos eletrodos de uma pilha, maior será a intensidade da corrente elétrica
produzida.
3.0 BIBLIOGRAFIA
LEE, J.D.Química Inorgânica: não tão concisa. 5 ed. Edgar Blucher: São Paulo,
1999.
SHIVER, D. F. & ATIKINS, P. Química inorgânica (Tradução de Roberto Barros
Farias). 4 ed. Porto Alegre, Rio Grande do Sul, 2008.
BROWN, Theodore L; et al. Química a Ciência Central. São Paulo: Prentice Hall,
2005.